một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong hóa học phổ thông

1

MỤC LỤC

PHẦN MỞ ĐẦU 3
PHẦN NỘI DUNG 4
CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN 4
1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử: 4
1.1.1. Thành phần nguyên tử: 4
1.1.2. Thuyết lượng tử Planck: 5
1.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron: 5
1.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron: 8
1.2.1. Hàm sóng: 8
1.2.2. Phương trình sóng Schrodinger: 9
1.2.3. Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger: 10
1.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa: 11
1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử: 14
1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO): 14
1.3.2. Hình dạng các electron: 16
1.4. Nguyên tử nhiều electron: 17
1.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử: 17
1.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski: 18
1.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron
của nguyên tử: 19
1.4.4. Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater): 23
2

1.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị: 24
1.5.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử: 25
1.5.2. Đồng vị: 25
1.6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26

1.6.1. Định luật tuần hoàn và bảng hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26
1.6.2. Cấu hình electron các nguyên tố trong hệ thống tuần hoàn: 28
1.6.3. Sự biến thiên tuần hoàn một số tính chất của các nguyên tố: 31
Câu hỏi và bài tập 37
CHƯƠNG 2: KIẾN THỨC CẤU TẠO NGUYÊN TỬ TRONG CHƯƠNG TRÌNH
HÓA HỌC PHỔ THÔNG 39
2.1. Cấu tạo nguyên tử: 39
2.2. Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn: 40
Bài tập 41
KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ 46
1. Kết luận: 46
2. Kiến nghị: 46
Tài liệu tham khảo 47






3


PHẦN MỞ ĐẦU

Hóa lí là một trong những ngành của hóa học. Hóa lí có kiến thức rất rộng, đi suốt
trong hóa học phổ thông, và suốt chặng đường học hóa học. Hiểu được hóa lí thì việc
học các ngành khác của hóa học dễ hơn.
Xu hướng giáo dục ngày nay là “dạy học lấy học sinh làm trung tâm” thì vai trò chủ
động, tích cực, sáng tạo của học sinh được phát huy còn vai trò của giáo viên không hề
bị hạ thấp mà trái lại có yêu cầu cao hơn nhiều, giáo viên đóng vai trò tổ chức và điều

khiển học sinh chiếm lĩnh tri thức, tự hoạt động tìm tòi để lĩnh hội kiến thức mới. Do
đó đòi hỏi giáo viên phải có kiến thức vừa sâu, vừa rộng đặc biệt là cấu tạo nguyên tử
là một chương quan trọng trong hóa phổ thông. Nếu học sinh nắm được cấu tạo nguyên
tử thì việc học hóa rất dễ. Hiểu được cấu tạo nguyên tử là hiểu được tính chất cơ bản
của các chất, giải thích một số công hóa học,…
Xuất phát từ vấn đề trên tôi chọn đề tài “một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong
hóa học phổ thông”.











4


PHẦN NỘI DUNG

CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN

1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử:
1.1.1. Thành phần nguyên tử:
1.1.1.1. Hạt nhân nguyên tử:
Là phần trung tâm của nguyên tử, gồm các hạt proton và nơtron. Hạt nhân mang
điện tích dương, số đơn vị điện tích dương của hạt nhân bằng số electron trong vỏ

nguyên tử. Khối lượng của hạt nhân xấp xỉ khối lượng nguyên tử.
 Proton (kí hiệu p):
Số thứ tự Z của nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn đúng bằng số proton
của nguyên tử nguyên tố đó.
Khối lượng: m
p
= 1,6725.10
-24
g
Điện tích (dương): q
p
= +1,602.10
-19
C = +e
0
hay 1+
 Nơtron (kí hiệu n):
Khối lượng: m
n
= 1,67482.10
-24
g
Điện tích (dương): q
n
= 0
 Electron (kí hiệu e):
Khối lượng: m
e
= 9,11.10
-28

g
Điện tích (âm): q
n
= -1,602.10
-19
C = -e
0
hay 1-
Như vậy, electron mang điện tích âm, số electron trong nguyên tử bằng đúng số
proton. Trong nguyên tử electron quay xung quanh hạt nhân trên quỹ đạo electron tạo
thành “đám mây” electron. Các electron có điện tích và khi chúng chuyển động sẽ sinh
ra dòng điện. Vì các electron trong nguyên tử xác định phương thức mà nó tương tác
với các nguyên tử khác nên chúng đóng vai trò quan trọng trong hóa học.
5

1.1.2. Thuyết lượng tử Planck:
Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lượng tử đầu tiên và cho rằng:
Ánh sáng hay bức xạ điện tử nói chung gồm những lượng tử năng lượng phát đi từ
nguồn sáng.
Hay: Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián
đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử.


c
E h h


 

E: lượng tử năng lượng
h: hằng số Planck (h = 6,625.10
-34
J.S)
ν: tần số của bức xạ
λ: bước sóng bức xạ
c: tốc độ ánh sáng

Như vậy, bước sóng càng lớn thì tần số sóng càng giảm và ngược lại, E gọi là
lượng tử năng lượng vì với mọi bức xạ dù phát ra hoặc hấp thụ đều bằng một số
nguyên lần của E.
1.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron:
1.1.3.1. Mẫu nguyên tử Bo (Bohr):
Năm 1913, nhà vật lý lý thuyết người Đan Mạch Niels Bohr (1885-1962) đưa ra mô
hình bán cổ điển về nguyên tử hay còn gọi là mô hình nguyên tử của Bohr. Bohr đã xây
dựng mô hình mẫu nguyên tử với nội dung sau:
- Trong nguyên tử, electron chỉ có thể chuyển động trên những quỹ đạo tròn xác định
có bán kính xác định, Khi quay trên các quỹ đạo đó năng lượng electron được bảo
toàn.
6


Bán kính các quỹ đạo được xác định theo công thức:

n – là các số tự nhiên 1, 2, 3, n.
Như vậy các quỹ đạo thứ nhất, thứ hai, thứ ba, lần lượt có bán kính như sau:

- Mỗi quỹ đạo ứng với một mức năng lượng electron. Quỹ đạo gần nhân nhất ứng với
mức năng lượng thấp nhất. Quỹ đạo càng xa nhân ứng với mức năng lượng càng cao.
Mỗi electron có một năng lượng xác định được tính theo công thức:

- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xẩy ra sự hấp thụ
hoặc giải phóng năng lượng. Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo gần
nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều ngược
lại. Năng lượng (hấp thụ hoặc giải phóng) bằng hiệu giữa 2 mức dưới dạng một bức xạ
có tần số ν.

7

Như vậy, sự chuyển động của electron trong nguyên tử gắn liền với việc thu hoặc
phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ nên electron cũng có tính chất sóng và hạt như
bức xạ.
Nhờ vào giả thuyết này người ta đã tính toán ra các tần số ánh sáng ở quang phổ
vạch của H. Các kết quả tính toán này phù hợp với các giá trị đo được từ thực nghiệm.
Quan niệm e tồn tại trong các trạng thái dừng của Bohr là bước đệm để chuyển tiếp
lí thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển sang lý thuyết mới đó là cơ học lượng tử và điện
động lực học lượng tử.
1.1.3.2. Hệ thức Dơ Brơi (De Broglie):
Năm 1924 De Broglie trên cơ sở thuyết sóng - hạt của ánh sáng, đã đề ra thuyết
sóng - hạt của vật chất: Không chỉ có bức xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử như e, p
cũng có bản chất sóng và hạt, được đặc trưng bằng bước sóng xác định.

Giả thuyết này phù hợp với thực nghiệm và đã được hai nhà bác học người Mỹ
(Davisson và Germer) kiểm chứng năm 1927. Hai ông đã tiến hành thí nghiệm cho hạt
electron khuếch tán trên tinh thể mà trước đó đã tiến hành thí nghiệm đối với tia
Rơngen (là sóng), thì kết qủa thu được cũng giống như kết qủa đối với tia Rơngen.
Ðiều đó chứng tỏ rằng chùm electron (hơn nữa là từng electron) cũng có tính chất sóng
như tia Rơngen.
Vậy cả sóng điện từ và hạt vi mô đều có tính chất sóng và tính chất hạt (gọi là lưỡng
tính sóng- hạt).

1.1.3.3. Hệ thức bất định Hexenbéc (Heisenberg):
Từ tính chất sóng và hạt của các hạt vi mô, 1927 nhà vật lý học người Đức
Heisenberg đã chứng minh nguyên lý bất định: Về nguyên tắc không thể xác định
đồng thời chính xác cả tọa độ và vận tốc (hay động lượng, hoặc xung lượng) của hạt,
do đó không thể xác định hoàn toàn chính xác các quỹ đạo chuyển động của hạt.
8

Nếu gọi sai số của phép đo về tốc độ của hạt theo phương x là và sai số của phép
đo vị trí theo phương x là Δx thì ta có biểu thức của hệ thức bất định là:

Theo biểu thức này ta thấy Δv
x
và Δx biến thiên thuận nghịch với nhau. Nếu Δx
càng nhỏ (Δx → 0) nghĩa là càng xác định chính xác vị trí của hạt thì Δvx càng lớn
(Δvx → 0), nghĩa là không thể xác định chính xác giá trị tốc độ của elctron.
Ví dụ: Khi quan sát một hệ lượng tử (electron chẳng hạn), ta phải chiếu vào nó một
bức xạ có bước sóng ngắn, tức có xung lượng lớn). Khi photon va chạm với electron
thì ta xác định được vị trí của electron. Tuy nhiên do xung lượng của photon lớn một
cách đáng kể so với xung lượng của electron (vấn đề này không xảy ra đối với các hệ
vĩ mô trong vật lý cổ điển, tức là các hạt vi mô thông thường) nên xung lượng.
Các hạt vi mô vừa có tính chất sóng lại vừa có tính chất hạt, đó là một thực tế khách
quan. Kĩ thuật đo hiện nay cũng không đo được chính xác đồng thời cả tọa độ và xung
lượng của hạt. Hệ thức bất định Heisenberg là biểu thức toán học của lưỡng tính sóng
hạt của vật chất.
1.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron:
1.2.1. Hàm sóng:
Trạng thái chuyển động của hạt vi mô được mô tả bằng hàm số ψ (x,y,z) là một hàm
xác định, đơn vị và liên tục gọi là hàm sóng.
Bình phương của hàm sóng (hay bình phương mô đun của hàm sóng):
2

( , , )
x y z

là
xác suất có mặt của hạt cần xét trong một đơn vị thể tích tại vị trí tương ứng (nghĩa là
mật độ xác suất).
ψ
2
dv là xác suất có mặt electron trong một phần tử thể tích dv = dxdydz tại tọa độ
tương ứng trong nguyên tử.
* Ý nghĩa vật lý của hàm sóng:
9

Ta không thể xác định chính xác electron có mặt ở tọa độ nào nhưng có thể biết xác
suất tìm thấy electron nhiều nhất ở vùng mà phân lớn thời gian electron có mặt ở đó.
Trong cơ học lượng tử, trạng thái của một hệ được mô tả bởi hàm sóng hay hàm trạng
thái ψ.
Vì hàm sóng ψ(x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc phức nên nó không có ý nghĩa vật lý
trực tiếp. Chỉ có bình phương modun của hàm sóng là |ψ|
2
(thực và luôn luôn dương)
mới có ý nghĩa là mật độ xác xuất tìm thấy hạt tại toạ độ tương ứng.
|ψ(x,y,z,t)|
2
dτ cho biết xác suất tìm thấy tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích dτ
có tâm là M (x,y,z).
Hình ảnh của hàm mật độ xác suất trong không gian gọi là đám mây điện tử.
* Hàm sóng phải thoả mãn các điều kiện sau:
- Hàm sóng phải đơn trị (tại mỗi điểm trong không gian ứng với tọa độ (x,y,z) chỉ
có một giá trị duy nhất để cho xác suất tìm thấy electron tại đó chỉ có một giá trị tương

ứng).
- Hàm sóng phải hữu hạn và liên tục (nghĩa là không thể bằng ∝ ở bất kỳ tọa độ nào
nhưng có thể bằng 0).
* Hàm sóng phải thoả mãn điều kiện:

Để xác suất tìm thấy hạt trong toàn bộ không gian


  
phải bằng 1, gọi là
điều kiện chuẩn hoá của hàm sóng.
1.2.2. Phương trình sóng Schrodinger:
Để tìm được hàm sóng mô tả chuyển động của hạt vi mô thì phải giải phương trình
sóng gọi là phương trình Schodinger. Đó là phương trình cơ bản của cơ học lượng tử
được nhà vật lý người Áo Schrodinger đưa ra năm 1926.
Đó là phương trình vi phân bậc 2 của hàm ψ có dạng như sau đối với hạt (hay hệ
hạt) ở trạng thái dừng:
10


Trạng thái dừng là trạng thái mà năng lượng của hệ không phụ thuộc thời gian nghĩa
là E của hệ không đổi.
Khi giải phương trình Schrodinger ta sẽ thu được các hàm sóng ψ mô tả các trạng
thái chuyển động của electron trong nguyên tử và các giá trị năng lượng E ứng
với các hàm ψ đó.
1.2.3. Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger:
Bài toán đơn giản nhất được các nhà khoa học thực hiện là bài toán của nguyên tử
hydrô.
Sau khi xây dựng hàm thế năng và đưa vào phương trình (*) người ta giải phương
trình này và thu được hàm sóng nghiệm của phương trình hàm sóng mô tả

trạng thái chuyển động của electron nguyên tử gọi là orbital nguyên tử.
Khi giải phương trình này, người ta nhận được đồng thời các cặp nghiệm E và ψ,
cùng các đại lượng vật lý xác định hàm ψ , đặc trưng cho trạng thái và vị trí chuyển
động của electron trong nguyên tử đó là các số lượng tử n, l, m
l
.
Ứng với một giá trị của E có một hàm sóng ψ , mỗi tổ hợp (E, ψ ) đặc trưng cho một
trạng thái của electron.
Trường hợp nhiều hàm ψ cùng ứng với một giá trị năng lượng E thì ta gọi là có sự
suy biến năng lượng.
11

Việc giải phương trình schrodinger chỉ thực hiện được với nguyên tử một electron,
hoặc ion một electron như He
+
, Li
2+
. Với các nguyên tử nhiều electron phải dùng các
phương pháp gần đúng. Kết quả của các phương pháp này giải thích thỏa mãn các số
liệu thực nghiệm.
1.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa:
Khi giải phương trình Schrodinger người ta thấy xuất hiện các số lượng tử xác định
hàm ψ , các hàm ψ phụ thuộc vào các số lượng tử này.
1.2.4.1. Số lượng tử chính (n):
- Về trị số: nhận các giá trị nguyên dương: 1, 2, 3,

giá trị n càng lớn, lớp electron càng xa hạt nhân.
- Về ý nghĩa: xác định năng lượng của electron:

Ta thấy:

- Với n càng lớn thì năng lượng E càng lớn, electron càng ở cách xa nhân.
- Những electron có cùng giá trị n tức là cùng mức năng lượng tạo thành một lớp
electron.
12

- Ở đây năng lượng của electron là những giá trị gián đoạn phụ thuộc vào số lượng tử
chính n.
- Người ta dùng các chữ cái K, M, N … để ký hiệu các mức năng lượng ứng với các số
lượng tử chính n = 1, 2, 3, 4 …
1.2.4.2. Số lượng tử phụ l (số lượng tử obitan, số lượng tử phương vị):
Mỗi lớp electron từ n = 2 trở đi lại chia ra nhiều phân lớp. Mỗi phân lớp electron
được đặc trưng bằng một giá trị của số lượng tử phụ l.
- Về trị số: l nhận các giá trị nguyên từ 0 đến (n - 1). Ứng với một giá trị của n thì
có n giá trị của l.
Ví dụ: với n = 1: l có một giá trị l = 0
với n = 2: l có hai giá trị l = 0 và 1.
với n = 3: l có ba giá trị l = 0, 1 và 2.
- Về ý nghĩa: Xác định hình dạng và tên của obital. Những electron có cùng giá trị l
lập nên một phân lớp và có năng lượng như nhau. Lớp thứ n có n phân lớp.

Ví dụ: Đám mây electron s có dạng hình khối cầu, đám mây electron p có dạng số 8
(hình hai khối cầu biến dạng tiếp xúc nhau), đám mây electron d có dạng bốn cánh
hoa,


13

Để phân biệt năng lượng của các phân lớp cùng tên nhưng khác lớp ta ghi thêm giá
trị số lượng tử chính ở trước ký hiệu phân lớp: ví dụ: 1s, 2s, 2p, 3s
Ngoài ý nghĩa đặc trưng cho phân lớp electron, l còn có ý nghĩa:

- Trong một lớp, năng lượng của các electron tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf
- Số lượng tử l xác định giá trị momen động lượng obitan của electron. Mỗi hình
dạng đám mây electron tương ứng với một giá trị M.

1.2.4.3. Số lượng tử từ m
l
:
Mô men động lượng obitan của electron là vectơ M, giá trị của nó được xác định
bằng trị số của số lượng tử phụ l, còn chiều cho phép của véc tơ M (sự định hướng của
đám mây electron trong không gian) được xác định bằng các giá trị của số lượng tử m
l
.
- Về trị số: là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0.
+ Với một giá trị của l, thì m
l
có (2l + 1) giá trị.
Ví dụ: l = 0 (mây electron s); m
l
có một giá trị là 0
l = 1 (mây electron p); m
l
có 3 giá trị là -1, 0, 1
l = 2 (mây electron d); m
l
có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2
l = 3 (mây electron f); m
l
có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+ Một giá trị của m
l

ứng với một obtan (AO)
- Về ý nghĩa: đặc trưng cho sự định hướng của orbital trong không gian chung quanh
hạt nhân.
Tóm lại, khi giải phương trình Schrodinger, người ta tìm thấy 3 số lượng tử đặc
trưng cho trạng thái chuyển động của electron trong nguyên tử và tìm được hàm sóng
, ,
l
n l m

gọi là orbital nguyên tử, ký hiệu AO. Hàm này phụ thuộc vào 3 số lượng tử n, l,
m
l
. Bộ ba số lượng tử n, l, m
l
xác định mức năng lượng (theo n); phân mức năng lượng
(theo l) và hướng của obital trong không gian (theo m
l
).
14

Các số lượng tử này có quan hệ phụ thuộc nhau và chi phối lẫn nhau. Từ n ta biết số
giá trị của l, từ đó biết số giá trị của m
l
, suy ra số AO có trong phân lớp và có trong lớp
đó.
1.2.4.4. Số lượng tử từ spin m
s
:
Ngoài 3 số lượng tử trên, khi nghiên cứu cấu trúc tinh tế của các phổ nguyên tử,
người ta thấy cần phải bổ sung một số lượng tử nữa là số lượng tử từ spin m

s
để mô tả
sự tự quay của electron xung quanh trục của mình.
- Về giá trị: chỉ nhận một trong 2 giá trị +1/2 hay -1/2 và không phụ thuộc gì vào các
số lượng tử trên.
- Về ý nghĩa: đặc trưng cho độ dao động tự do của electron đặc trưng cho chuyển động
nội tại của electron gắn với momen động lượng riêng của electron.
Trong từ trường ngoài trạng thái ms = +1/2 có năng lượng thấp hơn.
Quy ước: m
s
= +1/2 biểu thị bằng ↑ ứng với electron điền vào trước, m
s
= -1/2 biểu
thị bằng ↓ ứng với electron điền vào sau trong ô lượng tử.
1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử:
1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO):
Các hàm sóng là nghiệm của phương trình sóng được gọi là các obitan
nguyên tử (viết tắt là AO) và ký hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p, 3s, Trong đó các con số
dùng chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, để chỉ phân lớp.
Ví dụ :
2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s;
2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p;
3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d;
Như vậy, Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của
electron trong nguyên tử.
Nếu biễu diễn sự phụ thuộc của hàm Ψ
2
theo khoảng cách r, ta được đường cong
phân bố xác xuất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản.
15

Ví dụ 1: Khi biểu biễn hàm số đơn giản nhất ( Ψ
1
(1s) mô tả trạng thái cơ bản electron
trong nguyên tử H, ta có:

Mỗi AO được biểu thị bằng hàm ψ , được đặc trưng bởi 3 giá trị n, l, m
l
. Mỗi AO
thường được biểu diễn bằng một ô vuông và được gọi là ô lượng tử.
Như vậy:
- Mỗi giá trị của m
l
ứng với 1AO
- Một giá trị của n có n giá trị của l từ l = 0 đến l = n - 1.
- Một giá trị của l có (2l + 1) giá trị của m
l
và do đó có (2l + 1) AO khác nhau.
Vậy lớp thức n có n
2
AO
Ví dụ 2: Với n = 1, l = 0, m
l
= 0, ta có hàm ψ
1,0,0
ứng với AO 1s.
Với n = 3, l = 2 ta có hàm ψ
3,2
⇒ AO 3d
Ví dụ 3: Khi n = 3, hỏi có bao nhiêu lớp, phân lớp, AO.

- Có 1 lớp electron là lớp thứ 3 (M) vì n = 3.
- l = 0, 1, 2 nên có 3 phân lớp: s, p, d.
- Với một giá trị của l thì có m
l
có (2l + 1) giá trị nên số AO trong các phân lớp là:
Phân lớp 1 (l = 0) có 1AO
Phân lớp 2 (l = 1) có 3 AO
Phân lớp 3 (l = 3) có 5AO
hay ở lớp thứ 3 số AO nguyên tử là 3
2
= 9AO
Trên mỗi AO có thể chứa tối đa 2 electron có spin đối song vậy trên lớp
n có n
2
AO và chứa tối đa 2n
2
electron.

16

1.3.2. Hình dạng các electron:
Hình dạng các AO phụ thuộc vào hàm ψ (n,l,m
l
) và ký hiệu theo số lượng tử l: s, p,
d, f,… Trong hệ toạ độ x, y, z các orbitan s, p, d mà hình ảnh của nó là các đám mây
điện tử có dạng như sau:
1.3.2.1. AOs (xác định bởi l = 0; m
l
= 0): có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử,
hàm ψ (s) luôn luôn dương về mọi phía của trục toạ độ.

1.3.2.2. AOp (xác định bởi l = 1; m
l
= -1, 0, +1 (P
x
, P
y
, P
z
): là những cặp hình cầu tiếp
xúc với nhau ở điểm gốc tâm nằm trên các trục tọa độ.
Các hàm ψ
p
luôn luôn dương về phía dương của trục toạ độ và âm với các giá trị toạ
độ âm.

17

1.3.2.3. AOd: (xác định bởi l = 2, m d l = -2, -1, 0, +1, +2)
Các AO d trừ dz
2
đều được biểu thị bằng hình hoa thị 4 cánh.


1.4. Nguyên tử nhiều electron:
1.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử:
1.4.1.1. Lớp:
Lớp là tập hợp những electron có năng lượng gần bằng nhau.
Trong nguyên tử các electron có cùng số lượng tử chính n tạo thành một lớp
electron gọi là lớp n. Lớp n được ký hiệu bằng các chữ cái K, L, M, N … ứng với các

giá trị của n= 1, 2, 3, 4, …
1.4.1.2. Phân lớp:
Phân lớp là tập hợp những electron có năng lượng bằng nhau.
Mỗi phân lớp gồm các electron có cùng số lượng tử l mà mỗi giá trị của n có n giá
trị của l nên mỗi lớp có n phân lớp.
18

Lớp K có 1 phân lớp: 1s
Lớp L có 2 phân lớp: 2s, 2p
Lớp M có 3 phân lớp: 3s, 3p, 3d
Và
Các electron cùng có l = 0 hợp thành phân lớp s
Các electron cùng có l = 1 hợp thành phân lớp p
Các electron cùng có l = 2 hợp thành phân lớp d
Các electron cùng có l = 3 hợp thành phân lớp f
Để chỉ một phân lớp thuộc lớp nào người ta dùng ký hiệu ns, np …
Ví dụ: 2s, 2p.
1.4.1.3. Ô lượng tử hay obitan:
Các electron có 3 số lượng tử như nhau (n, l, ml) có trạng thái chuyển động obital
giống nhau tạo thành một obitan nguyên tử (ký hiệu là AO) và được xếp vào một ô
lượng tử - mỗi ô lượng tử được ký hiệu bằng một ô vuông nhỏ ().
Số ô lượng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho.
Ví dụ: - Phân lớp s có l = 0, m = 0 có 1 ô lượng tử
- Phân lớp p có l = 1, m = +1, 0, -1 có 3 ô lượng tử
- Phân lớp d có l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2 có 5 ô lượng tử
1.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski:
Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng (E) không chỉ phụ thuộc vào số lượng
tử n mà còn phụ thuộc vào độ lớn của momen động lượng nghĩa là còn phụ thuộc vào
số lượng tử l.
Các trạng thái electron thường được kí hiệu vắn tắt bằng các số lượng tử n, l. Một

electron ở trạng thái nl cũng được gọi là electron nl. Ví dụ, các electron ở trạng thái 2p
cũng được gọi là electron 2p. Giản đồ các mức năng lượng trong nguyên tử được xác
định bằng quang phổ nghiệm và bằng tính toán lý thuyết.
Trong nguyên tử, năng lượng của các phân lớp electron tăng dần theo thứ tự sau:
19

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s …
Để nhớ thứ tự bậc thang năng lượng này, ta dùng sơ đồ sau:

Theo quy tắc này thì electron được điền vào các AO có giá trị (n + l) nhỏ trước; nếu
2 AO có cùng giá trị (n + l) thì electron sẽ điều vào các AO có giá trị n nhỏ hơn trước.
Ví dụ: electron được điền vào AO 4s trước AO 3d.
1.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron
của nguyên tử:
1.4.3.1. Nguyên lý vững bền:
Trong một nguyên tử ở trạng thái cơ bản, các electron sẽ xếp vào các phân lớp có
mức năng lượng thấp hơn trước sau đó mới xếp sang các phân lớp có mức năng lượng
cao hơn.
Năng lượng của các phân lớp được xác định qua việc giải phương trình
Schrodinger. Từ đó, Klechkowski đã sắp xếp các phân lớp theo thứ tự mức này lượng
tăng dần.
Dựa vào nguyên lý vững bền, người ta có thể biểu diễn nguyên tử của một nguyên
tố bằng cấu hình electron.
Ví dụ:
20

He (Z = 2): 1s
2

Li ( Z = 3): 1s

2
2s
1

Cl (Z = 17): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

1.4.3.2. Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ):
Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số
lượng tử n, l, m
l
và m
s
.
Ví dụ 1, ở lớp K: n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ m = 0 ⇒ m
s
= +1/2 ⇒ m
s
= -1/2.
Vậy ở lớp K có nhiều nhất 2 electron:
+ electron thứ nhất có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = +1/2.
+ ectron thứ hai có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = -1/2.

Nếu giả thiết rằng ở lớp K có thêm một electron thứ 3 thì nó sẽ có giá trị bốn số
lượng tử trùng với một trong hai electron đã có, như vậy mâu thuẫn với nguyên lý
pauli.
Dựa vào nguyên lý pauli có thể tính được số electron tối đa trên một obitan nguyên
tử, trong một phân lớp và trong một lớp electron, cụ thể:
- Mỗi AO có thể chứa tối đa hai electron có spin khác nhau.
- Số electron tối đa có thể có ở các phân lớp: phụ thuộc vào số lượng tử obitan l và
được xác định bằng công thức 2(2l + 1).
- Số electron nhiều nhất ở các lớp: phụ thuộc vào số lượng tử n và được xác định
bằng công thức 2n
2

(đúng đối với n ≤ 4).

(Lớp thứ n có n
2
AO nên trong mối lớp có tối đa 2n
2
electron).
Ví dụ 2: Tính số electron nhiều nhất ở phân lớp np, ở đây n có giá trị bất kỳ, chẳng hạn
n= 2, còn p ứng với l = 1. Từ đó ta có:
n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = -1 ⇒ m
s
= +1/2 ⇒ m
s
= -1/2 ứng với AO 2py có nhiều nhất
2 electron.
n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = 0 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2pz có nhiều nhất 2
electron.
21

n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = +1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2px có nhiều nhất 2
electron.
Vậy phân lớp p có nhiều nhất 6 electron.
Bằng cách tương tự ta tính được số electron tối đa ở các phân lớp d = 10, f = 14.
Ví dụ 3: Khi n = 2, thì số electron tối đa là: 2.2
2
= 8 (e).
1.4.3.3. Qui tắc Hund:
* Qui tắc Hund 1 (qui tắc tổng spin cực đại)
Trong nguyên tử ở dạng trạng thái cơ bản, các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ
được phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin S của chúng là cực đại (tổng số
electron độc thân là cực đại).
S=∑ m
s

Ví dụ: Nguyên tử N (z = 7) có cấu hình: 1s
2
2s
2
2p
3
* Qui tắc Hund 2:
Trong một phân lớp các electron có khuynh hướng điền vào các ô lượng tử có số
lượng tử ml có giá trị lớn nhất trước".
Ví dụ: Trạng thái cơ bản của nguyên tử F (z = 9) là trạng thái.

1.4.3.4. Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron. Cấu hình electron của nguyên tử:
Cấu hình eletron của nguyên tử được dùng để mô tả các electron phân bố như thế
nào vào các lớp, phân lớp trong nguyên tử.

Có 2 cách biểu diễn:
Cách 1: Dạng chữ
Để viết cấu hình electron nguyên tử dưới dạng chữ cần biết:
- Số electron nguyên tử (bằng số thứ tự Z của của nguyên tố trong bảng tuần
hoàn.
22

- Thứ tự điền electron vào obitan (nguyên lý vững bền).
- Số electron tối đa ở mỗi phân lớp : s = 2, p = 6, d = 10, f = 14 (nguyên lý loại
trừ pauli).
Ta cũng có thể viết cấu hình electron nguyên tử khi không biết số thứ tự Z nhưng
biết cấu hình electron nguyên tử ở một hoặc vài phân lớp ngoài cùng của nguyên tử
đó. Chẳng hạn, viết cấu hình electron của của nguyên tử có cấu hình electron chót 4p
4
.
Ví dụ 1: O (Z = 8): 1s
2
2s
2
2p
4

Trong đó các số đứng trước 1, 2 chỉ số thứ tự của lớp n = 1, 2, các chữ số s, p chỉ
các phân lớp, các số mũ chỉ số electron có trong phân lớp.
Cách 2: Dạng ô lượng tử:
Người ta còn biểu diễn mỗi AO bằng một ô vuông gọi là ô lượng tử.

Cách này còn cho biết số electron độc thân trong nguyên tử và nguyên tử ở
trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích.
Dựa vào các qui tắc và nguyên lý trên, ta viết được cấu hình electron của

nguyên tố:
- Đối với 20 nguyên tố đầu (Z = 1 ≤ 20) cấu hình electron trùng với thứ tự mức
năng lượng (qui tắc Klechkowski).
- Bắt đầu từ nguyên tố Z = 21 trở đi do có sự chèn mức năng lượng nên cấu
hình electron của các nguyên tố từ phân lớp 4s trở đi không còn trùng với thứ tự mức
năng lượng (do đó để viết đúng cấu hình trước hết viết theo thứ tự mức năng lượng sau
đó chuyển thành cấu hình theo lớp electron).
Ví dụ 2: Fe (Z = 26).
Theo thứ tự mức năng lượng: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6

Cấu hình electron: 1s
2
2s
2
2p
6
3s

2
3p
6
3d
6
4s
2

23

- Khi một AO có đủ hai electron ta nói các electron đã ghép đôi, nếu chỉ có
một
electron thì electron đó là độc thân.
* Các trường hợp ngoại lệ:
Do cấu hình d
10
(bão hoà) và d
5
(bán bão hoà) bền, có năng lượng thấp nên các
nguyên tử có cấu hình:
(n-1)d
9
ns
2
sẽ chuyển thành cấu hình (n-1)d
10
ns
1
.
(n-1)d

4
ns
2
sẽ chuyển thành (n-1)d
5
ns
1
.
Ví dụ: Nguyên tử Cấu hình electron
Cr (z = 24) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1

Cu (z = 29) 1s
2
2s
2
2p
6

3s
2
3p
6
3d
10
4s
1

1.4.4. Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater):
Phương pháp coi hàm sóng của một hệ nhiều electron như là tích hàm sóng chỉ
mô tả một electron riêng biệt được gọi là gần đúng một electron hoặc gần đúng obitan.
Nội dung cơ bản theo phương pháp này là:
- Hoàn toàn bỏ qua tương tác đẩy giữa các electron là một cách gần đúng. Để
hoàn thiện thêm, người ta cải tiến biểu thức thế năng một electron trên cơ sở sau: mỗi
electron, ngoài việc chịu tác dụng của trường hấp dẫn hạt nhân, còn chịu tác dụng của
trường đẩy các electron khác.
- Theo phương pháp gần đúng Slater có thể coi mỗi electron như là chịu tác
dụng của hạt nhân mà điện tích không còn là Z nữa mà là (Z – b)
b: hằng số chắn, nó biểu thị hiệu ứng trung bình gây ra bởi các electron
khác.
(Z – b): điện tích hiệu dụng hay số điện tích hiệu dụng.
Một electron bên trong thực tế không "bị chắn″ bở các electron bên ngoài, ngược
lại, một electron bên ngoài bị chắn mạnh bởi các electron bên trong.
- Có thể tính hằng số chắn b theo quy tắc bán kinh nghiệm Slater:
24

Phân chia AO thành nhiều nhóm xếp theo trật tự sau:
(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(5s,5p);(5d);
và tính giá trị số hạng b

i
của các electron khác theo quy tắc sau:
+ Những electron thuộc các nhóm AO nằm nằm phía ngoài (phía phải)
của AO cần xét không có hiệu ứng chắn (b’ = 0).
+ Mỗi electron trên các AO thuộc cùng nhóm với AO cần xét có số hạng
đóng góp b’= 0,35. Riêng đối với nhóm 1s thì b’ = 0,3.
+ Nếu AO cần xét là AOs hay AOp thì mỗi electron trên lớp AO phía
trong sẽ có số hạng b’ = 0,85 (khi chúng cách nhau 1 lớp); mỗi electron trên những AO
nằm sâu hơn sẽ có số hạng đóng góp b’ = 1,00 (khi chúng cách nhau 2 lớp trở lên).
+ Nếu AO đang xét là AOd hay AOf thì mỗi electron thuộc những
nhóm bên trong (ngay cả cùng lớp n) đều có số hạng góp như nhau: b’ = 1,00.
- Tương tự như các dạng hiđro, Staler đã gán cho mỗi AO
nl
một năng lượng
ε gọi là năng lượng obitan, tính theo công thức:

n* được gọi là số lượng tử chính hiệu dụng và được tính theo n:

Chú ý: Cần phân biệt E
n
và : ε
nl

ε
nl
: năng lượng 1 electron ở phân lớp nl.
E
n
: năng lượng lớp electron
1.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị:

Hạt nhân nguyên tử là thành phần cơ bản của nguyên tử, gồm các proton và các
nơtron. Trong các biến đổi hoá lý, nếu hạt nhân vẫn nguyên vẹn thì bản chất của
25

nguyên tố được bảo toàn. Nếu hạt nhân bị biến đổi thì nguyên tử của nguyên tố này sẽ
chuyển thành nguyên tử của nguyên tố khác.
1.5.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử:
Hạt nhân mang điện tích dương, chiếm khối lượng chủ yếu (gần như là toàn bộ)
của nguyên tử. Trong nguyên tử, số điện tích hạt nhân bằng số electron.
Nếu gọi số proton trong hạt nhân là Z và số nơtron là N thì khối lượng của hạt
nhân xấp xỉ bằng khối lượng nguyên tử.
A = Z + N
Như vậy, Theo mô hình nguyên tử được chấp nhận ngày nay thì nguyên tử được
tạo thành từ một hạt nhân mang điện tích dương nằm ở tâm nguyên tử và các điện tử
mang điện tích âm chuyển động xung quanh. Hạt nhân của điện tử chiếm một vùng
không gian rất nhỏ bé so với nguyên tử.
1.5.2. Đồng vị:
1.5.2.1. Khái niệm:
Đồng vị là tập hợp những nguyên tử có cùng điện tích hạt nhân (cùng số proton)
nhưng có số khối khác nhau (số nơtron khác nhau).
Ví dụ:
1.5.2.2. Hiện tượng phóng xạ tự nhiên:
Là hiện tượng chuyển hóa tự phát đồng vị không bền của một nguyên tố thành
đồng vị của nguyên tố khác có kèm theo sự phát ra các hạt cơ bản hay các hạt nhân
nguyên tử.
Có 3 dạng phóng xạ cơ bản:
- Sự phân huỷ α (hạt nhân phóng ra các hạt α):
- Sự phân huỷ β
-
(phóng ra hạt

0
1
e

):
- Sự phân huỷ β
+
(phóng ra hạt
0
1
e
)
Kèm theo các tia α hay β là các tia γ gồm các bức xạ điện từ có năng lượng lớn.